Concepto de reaccion quimica, reactivos - Andaluz

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I.E.S. “Al-Ándalus”. Dpto. de Física y Química. F.Q. 1º Bachillerato Tema 4. Reacciones químicas - 1 - 
 
TEMA 4. REACCIONES QUÍMICAS 
 
4.1 Concepto de reacción química: reactivos y productos. Ecuaciones químicas. 
4.2 Estequiometría 
4.3 Intercambios energéticos en las reacciones químicas. Entalpías de formación y de reacción. Ley de Hess. 
4.4 Estudio de algunos tipos de reacciones químicas. 
4.5 Importancia de las reacciones químicas en la naturaleza y la sociedad. 
 
4.1. CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA: REACTIVOS Y PRODUCTOS. ECUACIONES 
QUÍMICAS. 
 
Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen cambios. Un charco 
se seca, un cubito de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo, los alimentos cambian al ser 
cocinados, las plantas y los animales crecen, unas sustancias se mezclan con otras; podemos incluso separar mezclas 
de sustancias. 
 
Hay cambios en los que las sustancias siguen siendo las mismas, sólo cambia su aspecto, o su estado de 
agregación. Los cambios de estado (sólido, líquido, gas), las mezclas de sustancias, o la separación de mezclas, son 
de este tipo. Como la sustancia sigue siendo la misma, también las moléculas son las mismas, sólo cambia la unión 
entre ellas. A este tipo de cambios se les llama cambios físicos. 
 
En otros cambios, sin embargo, no sólo se modifica el aspecto. Las sustancias que tenemos después del cambio 
son otras de las que teníamos antes de que se produjera. 
 
Vemos que, a partir de dos sustancias, se han producido otras dos distintas. Las sustancias han cambiado, y por 
lo tanto también sus propiedades. A este tipo de transformación se le denomina cambio químico, o también 
reacción química. 
 
En toda reacción química, a la sustancia o sustancias iniciales se les llama reactivos. Las sustancias nuevas que 
se forman, son los productos de la reacción. La reacción química se escribe de esta forma: 
 
 REACTIVOS PRODUCTOS 
 
¿Cómo puede ser posible que, a partir de unas 
sustancias, puedan formarse otras con propiedades 
muy diferentes? La razón está en las moléculas. Al 
formarse sustancias diferentes, las moléculas de las 
nuevas sustancias también deben ser diferentes a las 
que teníamos al principio. Las moléculas han 
cambiado. 
 
¿Cómo pueden transformarse unas moléculas en otras diferentes? Pues modificando su estructura atómica. En la 
reacción, las moléculas de las distintas sustancias chocan unas con otras. Al chocar, los átomos se separan y 
posteriormente se vuelven a unir de forma diferente, dando lugar a moléculas distintas a las que teníamos al 
principio. Como consecuencia, las sustancias cambian y sus propiedades también. 
 
Ecuaciones químicas: 
Una reacción química se expresa mediante una ecuación química. En La ecuación aparecen: 
- Fórmulas de reactivos y productos. 
- Estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reacción: (s): sólido, (l): líquido, (g): gas , (ac): 
disolución acuosa. 
- Una flecha que indica el sentido en el que se da la reacción. 
- Coeficientes estequiométricos, que indican la proporción en que reaccionan o se producen las moléculas de las 
sustancias que intervienen en la reacción. 
 
Ejemplo: 2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) 
 
Ajuste de una reacción: 
Ajustar la ecuación química consiste en colocar los coeficientes (nº de moléculas) necesarios para que el número 
total de átomos de cada elemento sea el mismo en cada miembro de la ecuación. Hay que recordar que la reacción 
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se produce entre moléculas, no entre átomos individuales, por lo que las fórmulas químicas no podemos 
modificarlas, ni añadir átomos sueltos. 
 
La forma más sencilla de ajustar una ecuación es por tanteo. Comenzaremos ajustando normalmente átomos de 
metales, o elementos que aparezcan una única vez en cada miembro de la ecuación. Continuaremos uno a uno con 
los siguientes elementos, dejando como norma habitual las sustancias simples para el final (si en la reacción 
interviene oxígeno, casi siempre será el último elemento en ser ajustado). 
 
Es posible que, durante el tanteo, tengamos que modificar alguno de los coeficientes que habíamos colocado 
previamente. Es algo normal, pero habrá que tener cuidado de hacer esa modificación en ambos miembros de la 
ecuación. La reacción la tendremos ajustada cuando comprobemos que existe el mismo número de átomos de cada 
elemento en ambos lados. 
Puede ocurrir que aparezcan coeficientes fraccionarios (1/2, 1/3...). Ejemplo: 2
1 N2 (g) + 2
3 H2 (g) NH3 (g) 
 
Parece imposible que reaccione media molécula, pero pensemos que los coeficientes indican proporción entre 
moléculas (en realidad, reacciona un número de moléculas del orden de NA= 6,02 ·1023). En el ejemplo anterior, lo 
que ocurre es que de hidrógeno reaccionan el triple de moléculas que de nitrógeno, y de amoniaco se forman el 
doble de las que han reaccionado de hidrógeno. Podemos deshacernos de las fracciones multiplicando todos los 
coeficientes de la ecuación por un mismo número, de forma que queden enteros. 
En el ejemplo: 2 ·( 2
1 N2 (g) + 2
3 H2 (g) NH3 (g) ) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
 
Importante: Estamos viendo que los coeficientes nos indican proporción entre moléculas. Por lo tanto, también 
será una proporción entre número de moles de cada sustancia. NUNCA será una proporción entre masas (g). 
 
Símbolos especiales: →Pt Reacción que se produce en presencia de un catalizador (platino en este caso). 
 (↑ ) Producto gaseoso que se desprende. 
 (↓ ) Producto sólido que precipita. 
(⇔ ) Reacción reversible. 
 
Reacciones reversibles: equilibrio químico. 
 
En la ecuación química, la flecha nos indica el sentido en el que se da la reacción (reactivos que se consumen, 
dando lugar a productos). Sin embargo, en muchas reacciones, los productos vuelven a reaccionar entre ellos para 
volver a dar los reactivos iniciales (la reacción se da también en el sentido inverso, aunque a un ritmo más lento). Se 
dice entonces que la reacción es reversible. Se usará para distinguirlas una flecha doble (⇔ ) 
 
El ritmo, la velocidad a la que se da la reacción, depende de la cantidad de sustancias que tengamos. Los 
reactivos, al irse consumiendo, reaccionan cada vez más lentamente, mientras que los productos, al volver a 
reaccionar en sentido inverso, cada vez lo hacen más rápidamente. Se llegará a un equilibrio cuando ambas 
reacciones se produzcan al mismo ritmo (las sustancias siguen reaccionando, pero ya no se observan más cambios). 
La situación final se denomina de equilibrio químico. No se habrá consumido completamente ninguna de las 
sustancias. El estudio de estas reacciones se hará en el curso próximo. Las reacciones químicas que se dan en 
un solo sentido se denominan irreversibles. 
 
Leyes de las reacciones químicas: 
 
En toda reacción química se cumplen las leyes ponderales que ya tratamos en el Tema 1. Las más importantes a 
la hora de entender la reacción química son: 
 
Ley de conservación de la masa (Lavoisier): “En toda reacción química, la masa total permanece constante. Es 
decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”. 
Esto se explica teniendo en cuenta que en la reacción, aunque las moléculas cambien, los átomos siguen siendo 
los mismos, en tipo y cantidad. Sólo se han unido de forma diferente. Por lo tanto, si los átomos son los mismos, la 
masa tiene que permanecer constante. 
 
Ley de las proporciones constantes (Proust): “En una reacción química, las cantidades de las sustancias que 
intervienen (que reaccionan o que se producen) están en una proporción fija.” 
 
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Esta ley se explica teniendo en cuenta cómo se produce la reacción. Las moléculas que intervienenlo hacen en 
una proporción fija, de números sencillos. Por lo tanto, en las masas de productos y reactivos también debe existir 
una proporción fija (aunque no sea la misma que nos indican los coeficientes, ya que la masa molecular de cada 
sustancia es diferente). 
 
 
4.2. ESTEQUIOMETRÍA 
 
Por estequiometría entendemos el estudio de las proporciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre 
las distintas sustancias que intervienen en la reacción química. Es decir, nos permite calcular las cantidades de 
sustancias que reaccionan y/o se producen, a partir de unos datos iniciales. 
 
A la hora de realizar cálculos estequiométricos, seguimos unas reglas básicas: 
- En primer lugar, escribimos la ecuación química completa debidamente ajustada (este paso es fundamental, y el 
que genera más fallos. Un error en la fórmula de alguna de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos 
posteriores sean incorrectos). 
- Ya que los coeficientes estequiométricos de la ecuación nos indican proporción entre moles de sustancias, 
debemos pasar el dato inicial a moles. 
- Atendiendo al resultado que nos piden, debemos trabajar con la proporción existente entre la sustancia dato y la 
sustancia problema (nos la indican los coeficientes). Esto nos dará como resultado el número de moles de la 
sustancia problema. 
- Finalmente, ese número de moles lo pasamos a la unidad que nos esté pidiendo el problema (masa, volumen, nº 
de moléculas...) 
 
Reactivos impuros: 
Algunas sustancias no se encuentran puras al cien por cien, sino que contienen impurezas; de este modo, para 
trabajar con ellas, necesitamos disponer de un dato adicional: la riqueza (R) o tanto por ciento de sustancia pura 
que contienen. Así por ejemplo si nos dicen que tenemos una muestra de sulfuro de plomo (II) del 70% en riqueza, 
hemos de considerar que por cada 100 gramos (o moles) de la muestra solo 70 gramos (o moles) corresponderán al 
compuesto sulfuro de plomo (II). 
 
Reactivo limitante: 
 Es posible que inicialmente tengamos datos de dos o más reactivos. Lo más probable es que no se 
consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte de cada 
uno de los otros. Ese reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante, y debemos 
identificarlo, ya que es con él con el que debemos trabajar, considerándolo el dato inicial. 
 
Cuando de uno de los reactivos tenemos toda la cantidad necesaria (y de sobra) para completar la reacción (caso 
del oxígeno atmosférico en una combustión al aire libre, por ejemplo), se denomina reactivo en exceso. 
 
Rendimiento de una reacción química: 
En teoría, una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona 
completamente, se agota. Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. Por 
ejemplo, en una cocina de butano, parte del butano se escapa sin arder, o cuando uno de los reactivos es un sólido 
en trozos gruesos, la parte interior puede que quede sin reaccionar. 
 
El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona (y, por tanto, 
qué porcentaje de productos se forman, respecto a la cantidad teórica). 
 
(Nota: El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor que el 100%. Esto significa: 
Reactivos: La cantidad de reactivo que reacciona (real) es siempre menor que la cantidad inicial (teórica, necesaria). 
Productos: La cantidad de producto obtenida (real) es siempre menor que la cantidad de producto que se obtendría 
teóricamente.) 
 
Ejercicio: A partir de la reacción: Zn (s) + H Cl (ac) ZnCl2 (s) + H2 (g) Calcula: 
a) Cantidad de ZnCl2 obtenida si reaccionan completamente 100 g Zn (208,56 g ZnCl2) 
b) Volumen de H2 obtenido en c.n. si reaccionan completamente 100 g Zn (34,25 L H2) 
c) Volumen de disolución de HCl 5 M necesario para que reaccionen completamente los 100 g Zn (0,61 L disol) 
d) Cantidad de zinc con riqueza del 75% necesaria para obtener 20 g ZnCl2. (12,82 g Zn impuro) 
e) Si reaccionan 100 g Zn, Vol. H2 obtenido a 800 mmHg y 30ºC suponiendo un rendimiento del 70%. (25,26 L H2) 
f) Cantidad en g de HCl necesaria para obtener 10 g ZnCl2, suponiendo un rendimiento del 70%. (7,65 g HCl) 
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4.3. INTERCAMBIOS ENERGÉTICOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENERGÍA DE 
REACCIÓN. CINÉTICA QUÍMICA. 
 
Toda reacción química está unida a una absorción o desprendimiento de energía. Tanto las moléculas de los 
reactivos como las de los productos almacenan energía en los enlaces entre sus átomos. Al cambiar estos enlaces, la 
energía de los productos será diferente a la de los reactivos (puede ser menor o mayor). 
 
Para medir la energía en las reacciones químicas se usa una magnitud denominada entalpía (H). Al nivel que se 
desarrolla este curso, no hay diferencias apreciables entre entalpía y energía ( ambas se miden en J ). Pero es 
conveniente que nos vayamos habituando al uso de esta nueva magnitud. 
 
La variación de energía (∆E) en una reacción química se denomina Calor 
de reacción (Entalpía de reacción). Se calcula siempre como: 
∆E = Eproductos – Ereactivos 
Según se absorba o se desprenda energía en la reacción, encontramos dos 
tipos de reacciones químicas. 
 
Reacciones endotérmicas: La energía de los productos es mayor que la de 
los reactivos. ∆E > 0;. Se absorbe energía. 
Esta energía adicional procede del medio que rodea a la reacción (bien 
porque la aportemos por calentamiento, luz, chispa eléctrica, etc, o porque 
tome directamente esa energía del medio, enfriándolo). Ejemplos de 
reacciones endotérmicas: cocinar los alimentos (desnaturalización de 
proteínas) , fotosíntesis, recargar la batería del móvil. 
 
Reacciones exotérmicas: La energía de los productos es menor que la de 
los reactivos. ∆E < 0; . Se desprende energía. 
El hecho de que se desprenda energía no significa necesariamente que se 
produzca una llama. Para que eso ocurra, la reacción debe producirse 
rápidamente y producirse un gran aumento de la temperatura, para que los 
productos se pongan incandescentes (en eso consiste la llama). 
Una reacción química puede desprender energía en forma de calor, luz o 
corriente eléctrica. 
Ejemplos de reacciones exotérmicas: reacciones ácido-metal, 
combustiones, pilas y baterías. 
 
 
Entalpía: (función de estado) 
La mayoría de las reacciones químicas que se llevan a cabo en el 
laboratorio se producen en recipientes abiertos, es decir, a presión constante. 
 
Cuando el proceso tiene lugar a presión constante, el calor de reacción se denomina variación de entalpía 
(∆H). Y si las condiciones son de 25ºC y 1 atm de presión, se denomina ∆Hº (variación de entalpía standard) 
 
 
Energía de activación: 
 
El hecho de que una reacción sea exotérmica, que desprenda energía, no 
significa que dicha reacción se produzca espontáneamente en cuanto los 
reactivos entren en contacto. Por ejemplo, la combustión del butano es muy 
exotérmica, pero el butano no arde solo al estar en contacto con el oxígeno. 
Hace falta una pequeña llama, una chispa, que inicie la reacción; 
posteriormente, se mantiene por sí sola. Esa cantidad de energía inicial se 
denomina energía de activación. 
 
¿Por qué es necesaria la energía de activación? Recordemos cómo es el 
mecanismo de una reacción química. Las moléculas de los reactivos chocan 
entre sí, se rompen las uniones entre los átomos, formándose un estado 
intermedio llamado complejo activado, y posteriormente se vuelven a formar 
nuevas moléculas, dando lugar a los productos. 
 
 
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Pues bien. Para romper los enlaces en las moléculas de los reactivos es necesario un aporte de energía (el 
complejo activado intermedio tiene mayor energía que los reactivos).Luego, los nuevos enlaces formados 
desprenderán energía (energía de enlace). Si esa energía desprendida es mayor que la de activación, La reacción 
será exotérmica. Si, por el contrario, se desprende menos de la que se ha absorbido, los productos tendrán mayor 
energía que los reactivos reacción endotérmica. 
 
Existen sustancias, llamadas catalizadores, que en contacto con los 
reactivos, hacen que disminuya la energía de activación necesaria, haciendo que 
la reacción pueda darse con mayor rapidez. Las sustancias reaccionan, pero el 
catalizador no, no se gasta (no aparece en la reacción como reactivo ni como 
producto), sólo mejora las condiciones para que la reacción se produzca. Los 
catalizadores son específicos de una reacción concreta. Actualmente buena 
aparte de la investigación química avanza en la búsqueda de catalizadores 
apropiados para distintas reacciones. 
Ejemplos de reacciones catalizadas: procesos digestivos y del metabolismo de 
los seres vivos (enzimas). Obtención de derivados del petróleo. Fermentación de 
yogur, cerveza, bebidas alcohólicas (levaduras). Obtención de ácidos. 
 
Los inhibidores son sustancias ralentizan e incluso paralizan la reacción, 
bloqueando el mecanismo de formación del complejo activado. También son 
específicos de cada reacción. 
 
Velocidad de reacción: Cinética química: 
La velocidad de una reacción química está ligada al valor de la energía de activación por lo tanto los 
catalizadores aumentan la velocidad de la reacción. 
 
Otros factores que influyen en la velocidad de una reacción química son: temperatura, estado de 
agregación de los reactivos, concentración de los reactivos y la superficie de contacto. Evidentemente la 
energía de activación no se modifica con estos factores, pero si ayudan a que las moléculas de los reactivos formen 
con mayor facilidad el complejo activado y por tanto la velocidad sea mayor. 
 
 
 
4.4 ESTUDIO DE ALGUNOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. 
 
4.4.1 Reacciones de oxidación-combustión: 
 
 El oxígeno (O2) es una de las sustancias más reactivas que se conocen. Reacciona con la mayoría de los 
metales, dando lugar a óxidos metálicos; y con compuestos orgánicos, que contienen C, H, N, P, S, dando lugar a 
combinaciones de oxígeno con dichos elementos. 
 
 Normalmente, las reacciones en las que interviene el oxígeno, van acompañadas de un desprendimiento de 
energía. Cuando el desprendimiento es considerable, llegando a producirse una llama, la reacción se denomina de 
combustión. Es lo que ocurre con la materia orgánica, si bien es necesario aportar una cantidad inicial de energía. 
 
Ejemplos: Oxidación del hierro: 2 Fe (s) + O2 (g) 2 Fe O (s) ; 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) 
 Combustión del magnesio: 2 Mg (s) + O2 (g) 2 Mg O (s) 
 Combustión del butano: 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O (g) 
 
4.4.2 Reacciones ácido-base: (según la teoría de Arrhenius) 
 
Una sustancia es ácida cuando al disolverse en agua libera protones ( iones H+ ). Por ejemplo: 
 H Cl (ac) Cl- (ac) + H+ (ac) H2SO4 (ac) SO4-2 (ac) + 2 H+ (ac) 
 
Por el contrario, es básica cuando al disolverse en agua, origina iones hidróxido (OH-). Por ejemplo, los 
hidróxidos son bases, y también el amoniaco, la lejía... 
 Na OH (ac) Na+ (ac) + OH- (ac) NH3 (ac) + H2O NH4+ (ac) + OH- (ac) 
 
Los ácidos son muy reactivos y atacan a los metales (formando sales) y a la materia orgánica, 
descomponiéndola. 2 HCl (ac) + Zn (s) Zn Cl2 (ac) + H2 (g) 
 
Reactivos 
Productos
Complejo
activado
E 
Ea 
Ea 
Sin catalizador
Con catalizador
Reacción
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Concepto de pH: 
Para medir el nivel de acidez o basicidad de una disolución se usa el concepto de pH. Mide la concentración en 
la disolución de iones H+ (protones), responsables de la acidez. En el agua pura, las moléculas de agua chocan 
entre ellas y en algunos de esos choques se puede producir la rotura de la molécula en dos iones, H+ y OH- . La 
reacción sería: H2O H+ + OH- 
 
En el equilibrio, la concentración de H+ y OH- en el agua es muy baja. Se cumple la siguiente relación: 
 
 C(H+) · C(OH-) = 10-14 
 
Cuando ambas concentraciones son iguales ( 10-7 moles/l cada una) la disolución es neutra. 
• Si disolvemos un ácido, la concentración de H+ aumenta, con lo que la de OH- debe disminuir para que se 
cumpla la relación anterior. Al haber mayor cantidad de H+ (mayor que 10-7 M), la disolución será ácida. 
• Al disolver una base, aumenta la concentración de OH- , con lo que la de H+ disminuirá, y será menor de 
10-7 M. La disolución se dice que es básica. 
 
Para evitar trabajar con potencias de 10, se define un concepto nuevo, el pH. El pH de una disolución se define 
como: 
 pH = - log [C(H+)] 
 
Así, si la disolución es neutra C(H+) = 10-7 M pH = - log (10-7) = 7 
 
• Para una disolución ácida, en la que, por ej. C(H+) = 0,001 M = 10-3 M pH = 3 
• Para una disolución básica, en la que, por ej. C(H+) = 10-9 M pH = 9 
 
 Una disolución neutra tiene un pH = 7 
 Una disolución ácida tiene un pH < 7 
 Una disolución básica tiene un pH > 7 
 
4.4.3 Reacciones de sustitución: 
 
En este tipo de reacciones, un compuesto A B reacciona con un elemento C. El elemento C sustituye a B en el 
compuesto, dejándolo libre. 
 A B + C A C + B 
 
El compuesto A C es más estable (tiene menor energía) que el A B 
 
Un ejemplo de reacción de sustitución que es usado en la industria es de los procesos metalúrgicos para la 
obtención de hierro puro. A partir de pirita (sulfuro de hierro(II) Fe S ), o hematites (óxido de hierro(III) Fe2O3), y 
haciéndolos reaccionar con carbono, éste sustituye al hierro en el compuesto. Ambas reacciones requieren elevadas 
temperaturas, lo que se consigue en los altos hornos. 
 
 2 Fe S (s) + C (s) C S2 (g) + 2 Fe (l) 2 Fe2O3 (s) + 3 C (s) 3 CO2 (g) + 4 Fe (l) 
 
4.4.4 Reacciones de síntesis (formación de compuestos): 
 
Consisten en la formación de un compuesto a partir de los elementos que lo componen en estado puro (como 
sustancias simples). Algunas de ellas, la formación de óxidos metálicos, ya las hemos estudiado. Otras son: 
 
Formación de amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
Formación de ácido clorhídrico H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl 
Formación de cloruro de sodio 2 Na (s) + Cl2 (g) 2 Na Cl (s) 
 
4.4.5 Reacciones de descomposición: 
Podemos hacer reaccionar un único compuesto para descomponerlo en otros compuestos o en sustancias 
simples. 
 
Normalmente es necesario un aporte energético para que la reacción se lleve a cabo. Los procedimientos más 
usuales son el aporte de calor (descomposición térmica) y de corriente eléctrica (electrólisis). Ejemplos: 
 
Descomposición térmica del óxido de mercurio(II) 2 Hg O (s) 2 Hg (l) + O2 (g) 
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Descomposición térmica del clorato potásico K ClO3 (s) O2 (g) + K Cl (s) 
Electrólisis del agua: 2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) 
Electrólisis del cloruro de sodio 2 Na Cl (ac) Cl2 (g) + 2 Na (s) 
 
 
 
4.5 IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS EN LA NATURALEZA Y LA SOCIEDAD. 
 
Las reacciones químicas están presentes en todos los ámbitos de la naturaleza. No olvidemos que todo cuerpo, 
vivo o inerte, está formado por sustancias, las cuales a su vez están compuestas de moléculas o redes cristalinas. 
Entre las sustancias se dan constantemente reacciones químicas. Por ejemplo: 
- Fenómenos de oxidación y corrosión. Combustiones. 
- Acción química del agua: Acción sobre roca caliza (Gruta de las Maravillas, por ejemplo) 
 
También en los seres vivos están presentes las reacciones químicas. La existencia de todo organismo vivo está 
basada en las reacciones que se producen entre sustanciasdel propio organismo y/o sustancias del exterior. Detrás 
de cualquier acto de un ser vivo, hay una o múltiples reacciones químicas. Por poner algunos ejemplos: 
- Fotosíntesis de las plantas: elaboración de materia orgánica a partir de inorgánica. 
- Metabolismo de los alimentos: todos los procesos digestivos se basan en reacciones. 
- Recepción de estímulos: la visión, el olfato, el oído, la respuesta al calor, o al dolor, se deben a impulsos 
nerviosos. Dichos impulsos se generan a partir de reacciones entre unas sustancias llamadas neurotransmisores. 
- Crecimiento: Elaboración de proteínas y nuevas células 
- Mecanismos de defensa a las enfermedades. Inmunidad. 
- Fermentación y descomposición de materia orgánica, por parte de microorganismos. 
 
Importancia en la sociedad: 
 
El desarrollo de la civilización va muy unido al descubrimiento y aprovechamiento de las reacciones químicas por 
parte del género humano. De hecho, la tecnología tuvo un importante desarrollo a partir de la mitad del s XIX, 
cuando se establecieron las bases de la química moderna. Como muestra: 
 
- Obtención de energía: Combustiones 
Reacciones ácido-metal: producción de corriente eléctrica. 
- Metalurgia: obtención de metales a partir de minerales. 
- Tratamiento del petróleo y sus derivados: Combustibles 
 Plásticos 
- Elaboración y conservación de alimentos 
- Elaboración de medicamentos 
 
Inconvenientes: 
 
El conocimiento de los procesos que rigen las reacciones químicas ha permitido un importante desarrollo, pero 
no todos son ventajas. Entre los principales inconvenientes: 
 
• Contaminación: En toda reacción química se producen sustancias nuevas. Algunas pueden ser útiles o al 
menos inofensivas, pero otras (la mayoría) son contaminantes. Si la reacción se produce a gran escala (industrias) 
esto supone un importante problema. Las principales fuentes de contaminación: 
 
- Combustiones: producen gases como el CO2 (si está en exceso es reponsable del efecto invernadero), 
compuestos de azufre y nitrógeno SO2, SO3 y NO2, (responsables de la lluvia ácida). 
Los plásticos, al arder, producen estas sustancias. Evidentemente son perjudiciales para la salud (problemas 
respiratorios, alergias ...). También los compuestos conocidos como CFCs, que destruyen la capa de ozono. 
- Residuos de cianuro y compuestos de metales pesados (Hg, Pb, etc.): Son productos o reactivos de múltiples 
procesos industriales y metalúrgicos. Contaminan el agua y dañan seriamente el medio ambiente y la salud de las 
personas (por ej. los metales pesados, cancerígenos, no los elimina el organismo, y se van acumulando). 
 
• Incremento de las diferencias entre países ricos y países empobrecidos 
 
• Destrucción de espacios naturales para obtención de materias primas 
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EJERCICIOS TEMA 4: REACCIONES QUÍMICAS 
 
1. Ajustar las siguientes reacciones químicas: 
NH3 H2 + N2 CH4 + O2 CO2 + H2O 
CH4 + O2 CO2 + H2O SO3 + H2O H2SO4 
C6H6 + O2 CO2 + H2O Pb(NO3)2 + KI KNO3 + Pb I2 
C4H10 + O2 CO2 + H2O Fe2O3 + C Fe + CO2 
H3PO4 + NaOH Na3PO4 + H2O NH4Cl + NaOH NaCl + H2O + NH3 
Zn + HCl ZnCl2 + H2 HCl + CaCO3 CaCl2 + CO2 + H2O 
MnO2 + HCl Cl2 + H2O + MnCl2 HgO Hg + O2 
HNO3 + Cu NO2 + CuNO3 + H2O Mg + O2 MgO 
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O 
 
Reacciones de oxidación-combustión: 
2. El butano (C4H10) reacciona, en un ambiente rico en oxígeno, produciendo dióxido de carbono y agua. Calcular: 
a) Volumen de oxígeno necesario para que reaccionen 6 l. de butano, en c.n. (39 l.) 
b) Volumen de aire necesario, sabiendo que el porcentaje (riqueza) de oxígeno en el aire es del 21%. (185,7 l) 
c) Cantidad de agua producida. (24,1 g) 
 
3. En un matraz de 1 l hay 0,05 moles de O2 y 0,05 moles de H2. Si reaccionan al saltar la chispa eléctrica en su 
interior, se forma agua líquida. Calcular: 
a) Los moles de agua formados. (0,05 moles) 
b) Cuál de los gases queda sin reaccionar y cuántos moles quedan. (0,025 moles) 
c) La presión en el interior del matraz a 0 °C una vez que se ha producido la reacción. (0,56 atm) 
 
4. Por tostación de sulfuro de cinc se obtiene óxido de cinc y se desprende dióxido de azufre gaseoso. 
a) ¿Qué cantidad de óxido de azufre se producirá al reaccionar 50 g de sulfuro de cinc? (32,8 g) 
b) ¿Qué masa de oxígeno se consumirá en la reacción? ¿Qué volumen ocupará ese oxígeno, a 600 mmHg y 30 
°C? (24,6 g; 24, 2L) 
 
5. La hidracina, N2H4, se utiliza como combustible de muchos cohetes, debido a la gran cantidad de energía que 
emite al reaccionar con el oxígeno. En la reacción se forma nitrógeno y vapor de agua. En el depósito de 
combustible de un cohete se ponen 20 kg de hidracina, ¿qué cantidad de oxígeno deberá transportar el cohete para 
garantizar el consumo de toda la hidracina? ¿qué masa y qué volumen de N2, en c.n., se obtienen? 
 (20 kg ; 17,5 kg ; 14000 l. ) 
 
Reacciones de ácidos y bases: 
6. Suponiendo que reaccionan completamente, ¿qué cantidad de Cl2 reaccionará con H2 para formar 1 mol de 
HCl?. (35,5 g), Calcular también: 
a) El número de moléculas de H2 y de Cl2 que han reaccionado. (3,011 1011 moléculas) 
b) El volumen de Cl2 y de H2 en condiciones normales. (11,2 l.) 
 
7. Hacemos reaccionar 500 g de mármol (carbonato cálcico) con una disolución de ácido clorhídrico de 
concentración 30% en peso y densidad 1,15 g/cm3, produciéndose cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. 
Reacciona todo el mármol. 
a) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene? (112 l.) 
b) ¿Cuánto cloruro cálcico se obtiene? (555 g) 
c) ¿Qué volumen de ácido se ha consumido? (0,76 l. de disolución) 
 
8. La sosa caústica (hidróxido de sodio) se prepara comercialmente mediante la reacción del Na2CO3 con cal 
apagada (hidróxido cálcico). En la reacción se produce hidróxido de sodio y carbonato cálcico CaCO3. 
a) ¿Cuántos gramos de NaOH se pueden obtener tratando 1 kg de carbonato sódico con Ca(OH)2? (754,72 g) 
b) Si el rendimiento del proceso fuera del 80%, ¿qué cantidad de carbonato sódico sería necesaria para obtener 
la misma cantidad de hidróxido sódico? (1250 g) 
 
9. Se hacen reaccionar 100 g de Zn con ácido clorhídrico en exceso para obtener hidrógeno y cloruro de cinc. 
a) ¿Qué masa de HCl reacciona?¿Qué volumen de disolución 5 M de HCl necesitaremos? (111,6 g; 0,61 l.) 
b) ¿Qué cantidad de cloruro de cinc se obtiene? (208,7 g) 
c) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido en c.n., se obtiene? (34,25 l.) 
 
I.E.S. “Al-Ándalus”. Dpto. de Física y Química. F.Q. 1º Bachillerato Tema 4. Reacciones químicas - 9 - 
 
10.El magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar lugar a cloruro de magnesio e hidrógeno. Calcular qué 
volumen de hidrógeno, medido a 750 mmHg y 27 °C, se obtendrá haciendo reaccionar 0,6 g de magnesio con 50 
ml. de disolución 1,5 M de ácido clorhídrico. (0,623 l.) 
 
Reacciones de sustitución: 
11.Una forma de obtener hierro puro a partir de óxido de hierro (III) es hacer reaccionar este óxido con aluminio, 
obteniéndose hierro y óxido de aluminio. Calcular : 
a)Masa de aluminio necesaria para transformar completamente 150 g de óxido de hierro (III). (50,69 g) 
b)Cantidad de hierro obtenida. (105,06 g) 
c)Cantidad de óxido de aluminio que se produce. (95,676 g) 
 
Reacciones de síntesis (formación de compuestos a partir de sustancias simples): 
12. Han reaccionado completamente 6,54 g de cinc con HCl diluido, dando ZnCl2 e hidrógeno. 
a) Calcular la cantidad de ZnCl2 obtenido en la reacción. (13,64 g) 
b) ¿Qué volumen de hidrógeno podrá ser obtenido a 17 °C y 1 atm? (2,38 l.) 
 
13. En una atmósfera de cloro, un alambre de hierro puro de 0,558 g se ha transformado en cloruro de hierro (III). 
a) ¿Cuántos moles de cloro han reaccionado? ¿Qué volumen, en c.n, de cloro ha reaccionado?b) ¿Cuántos gramos de cloruro de hierro(III) se han formado? ( a: 0,015 mol., 0,336 l. ; b: 1,623 g) 
 
14. Algunos tipos de cerillas emplean trisulfuro de tetrafósforo como material inflamable para la cabeza de la cerilla. 
Este compuesto se obtiene calentando azufre y fósforo, haciéndolos reaccionar. Sabiendo que hacemos reaccionar 
25 g de fósforo y 15 g de azufre, calcular qué masa de trisulfuro de tetrafósforo podrá obtenerse. (34,36 g) 
 
Reacciones de descomposición: 
15. Calentando clorato de potasio se obtiene oxígeno y cloruro de potasio. 
a) ¿Cuántos gramos de clorato de potasio son necesarios para obtener 2 litros de O2 en c.n.? (7,3 g) 
b) ¿Cuántos moles de KCl han resultado? ¿y cuántos gramos? (0,06 moles) 
 
Otras cuestiones sobre reacciones: 
16. Al reaccionar cloruro de amonio con óxido de calcio, se produce amoniaco, cloruro de calcio y agua. Si 
reaccionan 20 g de cloruro de amonio, calcular: 
a) Volumen de amoniaco obtenido en c.n. (8,37 l.) 
b) Cantidad de óxido de calcio necesario, si su pureza en el frasco de laboratorio es del 80%. (13,08 g) 
 
17. La fosfina (PH3) es un gas venenoso (fue muy usado en la Primera Guerra Mundial en las trincheras). Se 
produce medieante la reacción de fosfuro de sodio con agua, produciéndose fosfina e hidróxido de sodio. 
a) ¿Qué cantidad de fosfina se obtendrá al juntar 150 g de fosfuro de sodio con 250 ml de agua? 
b) ¿Cuántos g de Na3P serán necesarios para producir 2L de PH3 100 °C y 800 mmHg?( a) 51g; b) 0,068 mol) 
 
18. El amoniaco puede obtenerse calentando cloruro de amonio con hidróxido sódico, produciéndose, además de 
amoniaco, cloruro sódico y agua. 
a)¿Cuántos g de NH4Cl necesitamos para obtener 3 litros de amoniaco medidos a 25 °C y 1 atm? (6,57 g) 
b)¿Cuánto cloruro sódico se obtendrá? (7,19 g) 
 
OTROS PROBLEMAS 
19.-Ajusta las siguientes reacciones químicas: 
 a)Al2O3 (s) + HNO3 (aq) ⇒ Al(NO3)3 (aq) + H2O (l) b)Cl2O7 (g) + H2O (l) ⇒ HClO4 (aq) 
 c)KClO3 (s) ⇒ KCl (s) + O2 (g) d)MnO2 (s) + HCl (aq) ⇒ MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + H2O (l) 
 e)Pb(NO3)2 (s) ⇒ PbO (s) + NO2 (g) + O2 (g) f)H2SO4 (aq) + Al(OH)3 (s) ⇒ Al2(SO4)3 (s) + H2O (l) 
 g)Pb (s) + AgNO3 (s) ⇒ Pb(NO3)2 (s) + Ag (s) 
 
20.-¿Qué volumen de disolución de ácido sulfúrico 1,4M se necesita para reaccionar completamente con 100g de 
Al?. Si la reacción transcurre a 25ºC y 700 mmHg ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene?. 
[R = 3,96 L (disolución); 147,7L (H2)] Al (s) + H2SO4 (aq) ⇒ Al2(SO4)3 (s) + H2 (g) 
 
21.-¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2,5M se necesita para reaccionar completamente con 2,5 g de hidróxido de 
sódico? ¿Cuántos gramos de ácido se han consumido? R = 12,5 mL; 3,07 g 
NaOH (s) + H2SO4 (aq) ⇒ Na2SO4 (s) + H2O (g) 
 
I.E.S. “Al-Ándalus”. Dpto. de Física y Química. F.Q. 1º Bachillerato Tema 4. Reacciones químicas - 10 - 
 
22.-¿Cuántos litros de hidrógeno en C.N.(1 mol = 22,4 L) se obtienen el reaccionar 500g de Zn con 500 mL de 
ácido clorhídrico 3,78M? (R = 21,2 L) Zn (s) + HCl (aq) ⇒ ZnCl2 (s) + H2 (g) 
 
23.-¿Qué volumen de disolución de ácido sulfúrico 1,5M se necesita para liberar 185 L de gas hidrógeno en C.N. 
cuando se trata con exceso de cinc? (R = 5,51 L) Zn (s) + H2SO4 (aq) ⇒ ZnSO4 (s) + H2 (g) 
 
24.-¿Cuántos gramos de hierro hay que hacer reaccionar con suficiente ácido clorhídrico para obtener 3L de 
hidrógeno medidos a 17ºC y 700 mmHg? (R = 6,81 g) Fe (s) + HCl (aq) ⇒ FeCl2 (s) + H2 (g) 
 
25.-La combustión del butano, C4H10, tiene lugar según la reacción: C4H10 (g) + O2 (g) ⇒ CO2 (g) + H2O (g) 
 a)¿Cuántos gramos de oxígeno son necesarios para quemar 11,62 g de butano? (R = 41,67 g) 
 b)¿Cuántos moles de CO2 y H2O se producen en la combustión de 11,6 g de C4H10? (0,8molCO2 y 1molH2O) 
 
26.-Se tratan 3,18g de Cu con HNO3 diluido según la reacción: Cu(s) +HNO3(aq) ⇒ Cu(NO3)2(s)+ NO(g) + H2O(l) 
 a)¿Cuántos gramos de Cu(NO3)2 se producen? R = 9,39g 
 b)¿Cuántos gramos de NO se producen? R = 1 g 
 
27.-El cloro se obtienen según la reacción: HCl (aq) + MnO2 (s) ⇒ MnCl2 (s) + H2O (l) + Cl2 (g) 
 a)Calcular la cantidad de reactivos necesarios para obtener 10L de Cl2 a 710 mmHg y 25ºC. 
 R = 55,5 g HCl; 33,1g MnO2 
 b)El volumen de ácido clorhídrico 0,5M que habrá que usar. R = 3L 
 
28.-Una muestra de 2,890g de estaño puro reacciona con gas fluor hasta alcanzar el producto obtenido un peso 
constante de 4,720g. Determinar: Sn (s) + F2 (g) ⇒ SnF4 (s) 
 a)Volumen de flúor, en C.N. que ha reaccionado. R = 1,08 L 
 b)Con los datos del problema, obtener la composición centesimal del compuesto. R= 61,23% Sn, 38,77%F 
 
29.-¿Qué masa de cloruro de plomo (II) se puede obtener a partir de una mezcla de reacción que contiene 20g de 
cloruro de plomo(IV) y 45g de fluoruro de plomo (II)? (R = 32,1 g) PbF2 + PbCl4 ⇒ PbF4 + PbCl2 
 
30.-Se hace reaccionar 200g de caliza (CaCO3), del 60% de pureza o riqueza en carbonato de calcio, con una 
disolución de ácido clorhídrico del 30% (p/p) y densidad 1,15 g/mL; los productos de la reacción son dióxido de 
carbono, cloruro de calcio y agua, la reacción transcurre a 740 mmHg y 17ºC: 
 a)Calcular la masa de cloruro de calcio obtenido. R = 133,2g 
 b)Calcular el volumen de dióxido de carbono obtenido. R = 29,4 L 
 c)Volumen de disolución consumido en la reacción. R = 0,255L 
 
31.-¿Cuántos litros de aire (20% en volumen de O2) se necesita para quemar 10 L de propano? (suponer todos los 
gases en las mismas condiciones de presión y temperatura) (R = 250L) C3H8 (g) + O2 (g) ⇒ CO2 (g) + H2O (g) 
 
32.-La blenda es un mineral de sulfuro de cinc. Calcular la cantidad de blenda, con una riqueza del 67,6% en 
sulfuro de cinc, necesaria para obtener 1000 Kg de ácido sulfúrico del 89,6% de riqueza, sabiendo que en la 
tostación del dióxido de azufre el rendimiento es de un 94%. R = 1400 kg 
ZnS + O2 ⇒ ZnO + SO2 
SO2 + O2 ⇒ SO3 
SO3 + H2O ⇒ H2SO4 
 
33.-Una muestra de 50g de cinc impuro reacciona con 129mL de disolución de HCl, de densidad 1,18 g/cm3 y que 
contiene el 35% (P/P) de HCl puro. ¿Cuál es el % de cinc puro en la muestra (pide riqueza)? R = 95,46% 
 
34.-Calcular la pureza del NaCl de una muestra de sal común, si 1,3g sal se disuelven en agua y precipita con una 
disolución de AgNO3, obteniéndose 2,873g de AgCl. (R = 90,17%) NaCl + AgNO3 ⇒ AgCl + NaNO3 
 
35.-Una muestra de 3,018g de Ni impuro reacciona con 2,8mL de ácido sulfúrico de densidad 1,8355 g/cm3 y 
96%(P/P). ¿Cuál es el porcentaje de Ni metálico en la muestra?. (R = 97,92%) Ni + H2SO4 ⇒ NiSO4 + H2 
 
36.-Calcular: a)El volumen de O2 en C.N. que se necesita para quemar 25L de NH3 según la ecuación: 
 NH3 (g) + O2 (g) ⇒ NO (g) + H2O (g) R=31,25L 
 b) El volumen de NO en condiciones normales obtenido al quemar la misma cantidad de NH3. R = 25 L 
 
I.E.S. “Al-Ándalus”. Dpto. de Física y Química. F.Q. 1º Bachillerato Tema 4. Reacciones químicas - 11 - 
 
37.-El ácido nítrico reacciona con Zn desprendiéndose hidrógeno en el proceso: HNO3 + Zn ⇒ Zn(NO3)2 + H2 
 a)¿Cuántos moles de H2 se desprenderán a partir de 200g del metal? R = 3,06 moles 
 b)¿Qué volumen ocupa el gas desprendido a 1 atm y 28ºC? R = 75,5 L 
 
38.-Escribir correctamente ajustada la ecuación correspondiente a la reacción que tiene lugar entre el ácido sulfúrico 
concentrado y el cobre para producir sulfato cúprico, anhídrido sulfuroso y agua. ¿Cuántos moles de Cu 
reaccionarán con 600 mL de disolución de sulfúrico 1,2M? R = 0, 36 moles de Cu 
 
39.-Escribir ajustada la ecuación correspondiente a la reacción: Na2CO3(s)+HCl(aq)⇒NaCl(aq)+CO2(g)+H2O(l) 
 a)¿Cuántos gramos de Na2CO3 reaccionaran con 450 mL de disolución de clorhídrico 0,8M? R = 19,08 g 
 b)¿Qué volumen de CO2 se forma en el reacción si se suponen C.N. se presión y temperatura? R = 4 litros 
 
40.-¿Cuántos gramos de óxido férrico podrán obtenerse por oxidación completa de 5g de Hierro si el rendimiento 
del proceso es del 70%? (R = 5 g) Fe (s) + O2 (g) ⇒ Fe2O3 (s) 
 
41.-En la tostación de la pirita se forma SO2 como producto importante:FeS2(s) + O2(g) ⇒ Fe2O3(s) + SO2(g) 
 a)¿Cuánto óxido férrico se podrá obtener a partir de 1 tonelada de pirita de hierro, sabiendo que esta tiene una 
riqueza del 95% y el rendimiento de la reacción es del 84%? R = 531,6 kg 
 b)¿Qué volumen de SO2 medido en C.N. se obtendrá? R ∼ 300000 litros 
 
42.-Por descomposición de 240g de agua: H2O (l) ⇒ H2 (g)+ O2 (g) 
 ¿Cuántos gramos de oxígeno e hidrógeno obtendremos? R = 26,6 g H2; 213,3 g O2 
 
43.-Por la descomposición térmica del carbonato de calcio obtenemos dióxido de carbono y óxido de calcio. 
¿Calcular los gramos del óxido que obtendremos a partir de 400 g del producto inicial si el rendimiento del 
proceso es del 80 %? R = 179,31 g CaO 
 
44.-Dada la siguiente reacción: KClO4 (s) ⇒ KCl (s) + O2 (g) 
 a)¿g de cloruro de potasio obtenidos a partir de 250g del clorato de riqueza 90%? R= 121g 
 b)¿g de clorato que necesitaríamos para obtener 1000 L de oxígeno medidos en C.N, si el rendimiento sigue 
siendo del 90%? R = 3,43 kg 
 
45.-¿Qué volumen de disolución de HCl 0,6M es necesario para conseguir reaccionar completamente con 40mL de 
NaOH 0,8M y, sabiendo que los productos de la reacción son el NaCl y el H2O? R = 53,3 mL 
 
46.-En la reacción entre el ácido clorhídrico y el cadmio se producen hidrógeno y cloruro de cadmio. Si disponemos 
en un matraz 18g de HCl y 12g de Cd: 
 a)¿Cuánto cloruro de cadmio se formará si la reacción es total? R = 19,56g 
 b)¿Se encuentra en exceso alguno de los reactivos? R = Si el HCl 
 
47.-La reacción de combustión del butano es: C4H10 (g) + O2 (g) ⇒ CO2 (g) + H2O (g) Calcular: 
 a)Litros de O2 necesarios para la combustión completa de 12kg de butano. R = 30124L 
 b)Litros de anhídrido carbónico producidos. R = 18538L 
 c)Gramos de agua producidos. R = 18,6 kg 
(Todos los volúmenes de las sustancias en estado gaseoso los suponemos medidos en c.n. de presión y 
temperatura.) 
 
48.-Dada la reacción: Ac. Clorhídrico + Óxido de bario ⇒ cloruro de bario + agua Calcular: 
 a)Volumen de disolución 2M del ácido que reaccionan completamente con 80g del óxido. R = 521,7 mL 
 b)g de BaCl2 que obtendremos en la reacción a partir de las cantidades anteriores de reactivo. R = 108,6 g 
 
49.-Se desea oxidar 10g de cobre a CuO empleando una corriente de oxígeno. ¿peso del óxido se obtendrá? 
 Cobre + oxígeno ⇒ óxido cúprico (R = 12,5 g) 
 
50.-Se toman 60L de oxígeno y 16L de hidrógeno, medidos en condiciones normales y se hacen reaccionar. 
 ¿Qué peso de agua se obtiene si está en idénticas condiciones de presión y temperatura que los reactivos? 
 H2 (g)+ O2 (g) ⇒ H2O (g) (R = 12,8 g) 
 
51.-a)¿Qué volumen de HCl 0,4M reacciona completamente con 4g de NaOH? R=250mL 
HCl (aq) + NaOH (aq) ⇒ NaCl (aq) + H2O (l) 
 b)¿Cuántos mL de disolución de HCl 0,8M reaccionan exactamente con 2g Zn metálico? R = 76,5 mL 
I.E.S. “Al-Ándalus”. Dpto. de Física y Química. F.Q. 1º Bachillerato Tema 4. Reacciones químicas - 12 - 
 
Zn (s) + HCl (aq) ⇒ ZnCl2 (s) + H2 (g) 
 
52.-Una disolución de HCl del 35,2% en peso tiene una densidad de 1,75 g/cc. Calcular: 
 a)molaridad de la disolución. R = 16,7M 
 b)V de una disolución de Ca(OH)2 0,1M necesaria para neutralizar exactamente 5cc de este ácido. R=417,5mL 
HCl (aq) + Ca(OH)2 (aq) ⇒ CaCl2 (aq) + H2O (l) 
 
53.-Determina qué masa de pirita pura (FeS2) se necesitará para la producción de 500 toneladas de ácido sulfúrico, 
suponiendo un rendimiento global en el proceso del 80%. R=382,33 toneladas FeS2 
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) ⇒ 2 Fe2O3 + (s) + 8 SO2 (g) 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇒ 2 SO3 (g) 
SO3 (g) + H2O (l) ⇒ H2SO4 (l) 
 
54.-El ácido nítrico, HNO3 (l), se obtiene industrialmente a partir del amoníaco mediante las transformaciones 
representadas por la siguiente serie de ecuaciones químicas: 
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ⇒ 4 NO (g) + 6 H2O (g) 
º2 NO (g) + O2 (g) ⇒ 2 NO2 (g) 
3 NO2 (g) + H2O (l) ⇒ 2 HNO3 (ac) + NO (g) 
 Determina la masa de ácido nítrico que podrá obtenerse a partir de 150 toneladas de NH3 si el rendimiento 
global de los procesos es del 65%. R=570,14 toneladas de HNO3 
 
55.-El cianuro de calcio, Ca(CN)2, en polvo es usado a veces por los criadores de colmenas para exterminar 
cualquier colmena que haya enfermado, ya que reacciona con el agua con producción de cianuro de hidrógeno, 
HCN (g), muy tóxico. 
 La ecuación química del proceso es la siguiente: Ca(CN)2 (s) + H2O (l) ⇒ Ca(OH)2 (s) + HCN (g) 
 Determina la masa de cianuro de hidrógeno que podrá obtenerse si hacemos reaccionar 25g de Ca(CN)2 con 
suficiente cantidad de agua. R = 14,67g de HCN 
 
56.-El magnesio se une al azufre dando sulfuro de magnesio. Para realizar esta reacción se prepara una mezcla de 
reactivos que tiene una masa de 100g. 
 a)¿Qué masa de magnesio y azufre debemos tomar de modo que estén en la proporción estequiométrica? 
 R = 56,84g de S; 43,16 g de Mg 
 b)¿Qué masa de sulfuro de magnesio se obtendrá? R = 100 g MgS 
 
57.-En la fabricación de la pólvora se utilizan: nitrato de potasio, carbono y azufre. La pólvora arde según la 
siguiente ecuación química: 
10 KNO3 (s) + 3 S (s) + 8 C (s) ⇒ 3 K2SO4 (s) + 2 K2CO3 (s) + 6 CO2 (g) + 5 N2 (g) 
 Si disponemos de 120g de nitrato de potasio, calcula: 
 a)La masa de azufre y de carbono necesaria. R = 11,39 g de S; 11,39 g de C 
 b)El volumen total de gases obtenidos medido a 100ºC y 1,5 atm. R = 26,62 L en total 
 
58.-En el laboratorio químico de un departamento de policía analizaron una sustancia, que se sospechaba que 
contenía PAX (un calmante ilegal de fórmula C24H30N3O). Al quemar el compuesto la ecuación química del proceso 
es la siguiente: 
C24H30N3O (s) + 34 O2 (g) ⇒ 24 CO2 (g) +15 H2O (g) + 3 NO2 (g) 
 Se quemó una muestra de 20g. Si se trataba de PAX, ¿qué volumen de CO2, medido en condiciones normales, 
debía recogerse? R = 28,60 L de CO2 
 
59.-Uno de los componentes principales de la gasolina es el octano, C8H18 (l). Cuando este hidrocarburo se quema 
completamente en el aire, forma dióxido de carbono y vapor de agua. El depósito de gasolina de un automóvil tiene 
una capacidad aproximada de unos 60L y la densidad del octano es de 0,70 g/mL. ¿Qué volumen de aire, que 
contiene un 21% de oxígeno en volumen, se necesitará, a 765 mmHg y 25ºC, para quemar completamente el 
contenido del depósito de gasolina? Supón que la gasolina está formada únicamente por octano. 
 R = 5,32 x 105 litros de aire.